Come si può definire la chimica? Quella scienza che studia la composizione, la struttura e le trasformazioni della materia. Cosa si intende per

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1 Come si può definire la chimica? Quella scienza che studia la composizione, la struttura e le trasformazioni della materia. Cosa si intende per materia?? Uno dei primi interrogativi che gli scienziati di tutti i tempi si posero per spiegare la natura della materia fu il seguente: la materia è continua o discontinua?? Al di là delle dissertazioni filosofiche sull argomento (Democrito a.c, Lucrezio a.c.), destituite di qualunque fondamento scientifico o sperimentale che sostenevano la natura discontinua della materia, si arrivò a dimostrare l esistenza di una forma elementare della materia (atomo) solo nel 1803

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4 Solo nel 1803 lo studioso John Dalton sulla base di dati sperimentali quali la Legge delle proporzioni definite di Proust (1801) e la Legge della conservazione della massa (Lavoisier 1774) dedusse ed enunciò la legge delle proporzioni multiple conosciuta come legge di Dalton.

5 Legge della conservazione di massa (Lavoisier 1774) In una reazione chimica nulla si crea e nulla si distrugge, ovvero la somma delle masse dei reagenti è uguale alla somma delle masse dei prodotti ottenuti Se pesiamo una lampadina da flash prima e dopo che sia avvenuto il lampo possiamo verificare che la sua massa rimane costante.il magnesio del filamento, applicando un contatto elettrico, si combina con l'ossigeno dell'aria racchiusa nella lampadina, bruciando con un lampo e trasformandosi in ossido di magnesio. Magnesio ed ossigeno, in questo caso, sono i reagenti, l'ossido di magnesio è il prodotto: il peso (massa) resta costante.

6 Legge delle proporzioni definite di Proust (Proust 1801) Un composto è caratterizzato dall avere rapporti ponderali ben definiti e costanti tra gli elementi che lo compongono Esempio: per ottenere 18 grammi di acqua devono reagire 16 grammi di ossigeno e 2 grammi di idrogeno, quindi il minimo rapporto ossigeno/idrogeno = 8/1 18 grammi di acqua + Unità di peso dell ossigeno Unità di peso dell idrogeno 9 grammi di acqua

7 Legge delle proporzioni multiple di Dalton (Dalton 1803) Se due elementi A e B si combinano fra loro per formare composti diversi, le quantità dell elemento B che si combinano con una quantità costante dell elemento A sono multiple secondo un multiplo intero di una quantità costante Unità di peso dell ossigeno Unità di peso dell idrogeno 18 grammi di acqua 17 grammi di acqua ossigenata Implicazioni : ogni sostanza è definita in maniera univoca, e le specie chimiche non sono frazionabili

8 Teoria atomica di Dalton Si basa sui seguenti postulati: 1. La materia è formata da particelle piccolissime ed indivisibili chiamate atomi. 2. Gli atomi di uno stesso elemento sono tutti uguali tra loro per dimensione, forma, massa e proprietà. 3. Gli atomi di elementi diversi hanno masse diverse. 4. Le reazioni chimiche consistono nella separazione e ricombinazione di atomi. 5. Nessun atomo di un elemento si trasforma nell atomo di un altro elemento. Punto 5 della teoria di Dalton non prevedeva le reazione nucleari

9 Sviluppo del modello atomico (fine del XIX secolo)

10 Sviluppo del modello atomico (fine del XIX secolo) Scoperta dell ELETTRONE ovvero particelle cariche negativamente più piccole di qualsiasi atomo (1869) Massa = g Carica = Coulomb MODELLO ATOMICO DI THOMSON (1904)

11 Sviluppo del modello atomico (fine del XIX secolo) Scoperta del PROTONE ovvero particelle cariche positivamente più piccole di qualsiasi atomo (1886) Massa = g Carica = Coulomb Scoperta del NEUTRONE ovvero particella elettricamente neutra di massa pari a quella del protone Massa = g MODELLO ATOMICO DI RUTHERFORD ( )

12 Sviluppo del modello atomico (fine del XIX secolo) Riepilogo dei caratteri distintivi dei principali componenti dell atomo: Raggio atomico (per l atomo di idrogeno) 10-8 cm

13 NUMERO ATOMICO E NUMERO DI MASSA NUMERO ATOMICO Si definisce numero atomico il numero di protoni presenti nel nucleo e si indica con la lettera Z. In un atomo elettricamente neutro il numero di protoni corrisponde al numero di elettroni in esso contenuti. Il numero atomico definisce univocamente un dato elemento e da esso dipende il comportamento chimico. NUMERO DI MASSA Si definisce numero di massa il numero di protoni + il numero di neutroni contenuti nel nucleo e si indica con la lettera A.

14 ISOTOPI Si definiscono ISOTOPI atomi di uno stesso elemento aventi lo stesso numero atomico ma diverso numero di massa 1 1 H 2 1 D 3 1 T idrogeno deuterio tritio

15 MODELLO ATOMICO DI BOHR-SOMMERFIELD ( ) I punti fondamentali della teoria, valida in particolare per l'atomo di idrogeno, sono i seguenti: 1)Gli elettroni si muovono su orbite fisse ellittiche intorno al nucleo 2)Gli elettroni con maggiore energia si trovano su orbite più distanti dal nucleo 3)Non si passa gradualmente da un'orbita all'altra, ma solo per salti 4)Passando da un orbita all'altra l elettrone assorbe o emette energia uguale alla differenza di energia tra i due livelli.

16 TEORIA ATOMICA MODERNA Alla teoria atomica moderna, oltre i suddetti fisici, dettero il loro fondamentale contributo De Broglie, Heisemberg, Schrödinger ed altri. Il francese Luis Victor De Broglie (Nobel 1929), nel 1923, estese il concetto della duplice natura: onda-particella attribuita da Planck alla luce, a qualsiasi corpo in movimento, grande o piccolo che fosse. Anche gli elettroni, quindi hanno proprietà ondulatorie, possono venir diffratti e dar luogo a fenomeni di interferenza. Relazione di De Broglie: λ = h mv λ = lunghezza d onda m = massa v = velocità h = costante di Plank 6, J s

17 Effetto fotoelettrico TEORIA ATOMICA MODERNA

18 TEORIA ATOMICA MODERNA Il tedesco Werner Karl Heisemberg (Nobel 1932) dimostrò che non è possibile determinare simultaneamente la posizione e la velocità dell elettrone, il quale, se venisse "illuminato" per osservarlo, schizzerebbe via in seguito all'assorbimento dell'energia dei fotoni. In conseguenza di ciò non è possibile definire la traiettoria dell'elettrone, a differenza di quanto previsto da Bohr (traiettorie fisse). PRINCIPIO DI INDETERMINAZIONE DI HEISEMBERG ( mv) x = h 2π (m v) = incertezza nella determinazione della quantità di moto cioè della velocità dell elettrone x = incertezza nella determinazione della posizione dell elettrone h = costante di Plank m = massa dell elettrone g

19 TEORIA ATOMICA MODERNA Esempio: Un elettrone si muove alla velocità di 1 m/s ed ha una quantità di moto pari a g m s -1. Se l incertezza ovvero l errore nella misura della quantità di moto g m s -1 l incertezza sulla posizione sarà: x = = (m) Esempio: Una palla di 1000 g si muove alla velocità di 1 m/s ed ha una quantità di moto pari a 1000 g m s -1. Se l incertezza ovvero l errore nella misura della quantità di moto 10-5 g m s -1 l incertezza sulla posizione sarà: x = = 6, (m)

20 TEORIA ATOMICA MODERNA L'austriaco Erwin Schrödinger (Nobel 1933), considerando la natura ondulatoria dell'elettrone (De Broglie), sviluppò un'equazione matematica per calcolare l'energia di una particella che si muove in una direzione nello spazio e dimostrò che per particelle vincolate intorno al nucleo, come gli elettroni, l'equazione può essere risolta solo se l'energia assume valori ben precisi, riconfermando il concetto di quantizzazione dell'energia degli elettroni prevista da Bohr La Teoria Atomica Moderna, che non ci consente di creare una semplice immagine mentale dell'atomo, come le precedenti teorie, si basa dunque sui seguenti principi: 1)Gli elettroni non sono solo particelle, ma presentano anche carattere ondulatorio 2)Non seguono orbite ben definite, è infatti impossibile determinare la traiettoria di un elettrone 3)Un elettrone può assumere solo ben determinati valori di energia, in altre parole i livelli energetici degli elettroni sono quantizzati.

21 TEORIA ATOMICA MODERNA Schrödinger descrisse il comportamento dell elettrone orbitante attorno al nucleo come quello di un onda stazionaria. ϑ 2 ψ ϑ 2 ψ ϑ 2 ψ 8π 2 m ϑ 2 x + ϑ 2 y + ϑ 2 z + h 2 (Ε V) ψ = 0 Tra i valori di ψ che sono possibili soluzioni dell equazione di Schrödinger sono accettabili solo quelle che soddisfano determinate condizioni e si definiscono AUTOFUNZIONI. I valori di energia associati alle AUTOFUNZIONI si definiscono AUTOVALORI

22 TEORIA ATOMICA MODERNA Sono soluzioni dell equazione di Schrödinger i valori di ψ che rispettano le seguenti condizioni: 1) La funzione d onda ψ deve essere continua e finita, ad un solo valore in ogni punto dello spazio ed all infinito deve tendere a zero 2) La probabilità di trovare l elettrone attorno al nucleo deve essere unitaria 2 ψ dv = 1

23 TEORIA ATOMICA MODERNA Il movimento degli elettroni avviene in tre dimensioni per cui le soluzioni accettabili dell equazione d onda derivano dalla combinazione di tre costanti dette NUMERI QUANTICI ed indicati con le lettere n,l, m. Il numero quantico n, o numero quantico principale può assumere tutti i valori interi da 1 ad Il numero quantico l, detto numero secondario o azimutale, può assumere tutti i valori interi compresi fra 0 ed (n-1) Il numero quantico m, o numero quantico magnetico, può assumere tutti i valori interi compresi fra l e +l compreso lo zero.

24 TEORIA ATOMICA MODERNA 1. Il numero quantico n, determina il livello dell energia di un elettrone. Al crescere di n aumenta l energia degli stati elettronici corrispondenti. 2. Il numero quantico l, determina la forma degli orbitali. 3. Il numero quantico m, determina l orientazione degli orbitali in presenza di un campo magnetico esterno. 4. Ogni funzione d onda caratterizzata da tre numeri quantici, ψ n,l,m, viene chiamata ORBITALE e corrisponde alla zona di massima probabilità in cui è possibile trovare l elettrone

25 TEORIA ATOMICA MODERNA Oltre alla terna dei numeri quantici principali n,l,m, l elettrone è descritto anche dal numero quantico di spin m s, che può assumere solo due valori ±½

26 TEORIA ATOMICA MODERNA Numeri quantici Nome degli orbitali Numero degli orbitali Energia degli orbitali n l m ENERGIA CRESCENTE s 1 E 1s , 0, +1 2s 2p 1 3 E 2s E 3p , 0, +1-2, -1, 0,+1,+2 3s 3p 3d E 3s E 3p E 3d , 0, +1-2, -1, 0,+1,+2-3, -2, -1, 0, +1,+2+3 4s 4p 4d 4f E 4s E 4p E 4d E 4f

27 TEORIA ATOMICA MODERNA ORBITALI s

28 TEORIA ATOMICA MODERNA ORBITALI p A parità di numero quantico n i 3 orbitali hanno la stessa energia e si dicono DEGENERI

29 TEORIA ATOMICA MODERNA ORBITALI d A parità di numero quantico n i 5 orbitali hanno la stessa energia e si dicono DEGENERI

30 STRUTTURA ELETTRONICA DEGLI ATOMI Nello stato fondamentale ogni atomo ha la configurazione elettronica a cui compete il minimo valore di energia PRINCIPIO DI ESCLUSIONE DI PAULI In un atomo non possono coesistere elettroni aventi tutti e quattro numeri quantici eguali PRINCIPIO DELLA MASSIMA MOLTEPLICITA DI HUND : La configurazione di minima energia di un atomo è quella che presenta il maggior numero di elettroni a spin paralleli

31 STRUTTURA ELETTRONICA DEGLI ATOMI Numeri quantici Nome degli orbitali Numero di elettroni n l m m s ±½ 1s 2 ENERGIA CRESCENTE , 0, +1 ±½ ±½ 2s 2p , 0, +1-2, -1, 0,+1,+2 ±½ ±½ ±½ 3s 3p 3d , 0, +1-2, -1, 0,+1,+2-3, -2, -1, 0, +1,+2+3 ±½ ±½ ±½ ±½ 4s 4p 4d 4f

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